الجدول الدوري للكيمياء. النظام الدوري د

توصل D. I. Mendeleev إلى استنتاج مفاده أن خصائصهم يجب أن تكون بسبب بعض الخصائص الأساسية المشتركة. اختار الكتلة الذرية للعنصر على أنها خاصية أساسية لعنصر كيميائي وصاغ القانون الدوري بإيجاز (1869):

إن خصائص العناصر ، وكذلك خصائص الأجسام البسيطة والمعقدة التي تشكلها ، تعتمد بشكل دوري على قيم الأوزان الذرية للعناصر.

تكمن ميزة منديليف في حقيقة أنه فهم التبعية الظاهرة كقانون موضوعي للطبيعة ، وهو ما لم يستطع أسلافه القيام به. يعتقد D.I Mendeleev أن تكوين المركبات ، وخصائصها الكيميائية ، ونقاط الغليان والانصهار ، وهيكل البلورات ، وما شابه ذلك ، تعتمد بشكل دوري على الكتلة الذرية. أعطى الفهم العميق لجوهر الاعتماد الدوري الفرصة لمندليف لاستخلاص العديد من الاستنتاجات والافتراضات المهمة.

الجدول الدوري الحديث

أولاً ، من بين 63 عنصرًا معروفًا في ذلك الوقت ، قام منديليف بتغيير الكتلة الذرية لما يقرب من 20 عنصرًا (Be ، In ، La ، Y ، Ce ، Th ، U). ثانيًا ، توقع وجود حوالي 20 عنصرًا جديدًا وترك مكانًا لها في الجدول الدوري. تم وصف ثلاثة منها ، وهي ecabor و ecaaluminum و ecasilicium ، بتفاصيل كافية وبدقة مدهشة. تم تأكيد ذلك منتصرًا على مدار الخمسة عشر عامًا التالية ، عندما تم اكتشاف عناصر Gallium (ecaaluminum) و scandium (ecabor) و germanium (ecasilicium).

القانون الدوري هو أحد القوانين الأساسية للطبيعة. لا يمكن مقارنة تأثيره على تطوير النظرة العلمية للعالم إلا بقانون حفظ الكتلة والطاقة أو نظرية الكم. بالعودة إلى أيام D.I Mendeleev ، أصبح القانون الدوري أساس الكيمياء. أظهرت الاكتشافات الإضافية للهيكل وظاهرة النظائر أن الخاصية الكمية الرئيسية للعنصر ليست الكتلة الذرية ، ولكن شحنة النواة (Z). في عام 1913 ، قدم Moseley و Rutherford مفهوم "العدد الذري لعنصر" ، وقاموا بترقيم جميع الرموز في النظام الدوري وأظهروا أن أساس تصنيف العناصر هو الرقم الترتيبي للعنصر ، والذي يساوي شحنة العنصر. نوى ذراتهم.

يُعرف هذا البيان الآن باسم قانون موسلي.

لذلك ، فإن التعريف الحديث للقانون الدوري تمت صياغته على النحو التالي:

تعتمد خصائص المواد البسيطة ، وكذلك أشكال وخصائص مركبات العناصر ، بشكل دوري على قيمة شحنة نواتها الذرية (أو على الرقم الترتيبي للعنصر في النظام الدوري).

توضح الهياكل الإلكترونية لذرات العناصر بوضوح أنه مع زيادة شحنة النواة ، يحدث تكرار دوري منتظم للهياكل الإلكترونية ، وبالتالي تكرار خصائص العناصر. ينعكس هذا في الجدول الدوري للعناصر ، حيث تم اقتراح عدة مئات من المتغيرات. في أغلب الأحيان ، يتم استخدام شكلين من الجداول - مختصرة وموسعة - تحتوي على جميع العناصر المعروفة وتحتوي على أماكن خالية للأماكن التي لم يتم فتحها بعد.

يحتل كل عنصر خلية معينة في الجدول الدوري ، والتي تشير إلى رمز العنصر واسمه ، ورقمه التسلسلي ، والكتلة الذرية النسبية ، وبالنسبة للعناصر المشعة ، يتم وضع رقم الكتلة للنظير الأكثر استقرارًا أو متاحًا بين قوسين مربعين. غالبًا ما يتم تقديم بعض المعلومات المرجعية الأخرى في الجداول الحديثة: الكثافة والغليان ونقاط الانصهار للمواد البسيطة ، إلخ.

فترات

الوحدات الهيكلية الرئيسية للنظام الدوري هي فترات ومجموعات - مجاميع طبيعية تنقسم إليها العناصر الكيميائية وفقًا للهياكل الإلكترونية.

الفترة هي صف أفقي متتالي من العناصر تملأ إلكترونات ذراتها نفس عدد مستويات الطاقة.

يتطابق رقم الفترة مع رقم المستوى الكمي الخارجي. على سبيل المثال ، يوجد عنصر الكالسيوم (4s 2) في الفترة الرابعة ، أي أن ذرته تحتوي على أربعة مستويات للطاقة ، وإلكترونات التكافؤ في المستوى الخارجي ، المستوى الرابع. يفسر الاختلاف في تسلسل ملء كل من الطبقات الخارجية والأقرب إلى النواة الإلكترونية سبب اختلاف أطوال الفترات.

في ذرات العناصر s و p ، يتم بناء مستوى خارجي ، في عناصر d - مستوى الطاقة الثاني بالخارج ، وفي عناصر f - مستوى الطاقة الثالث بالخارج.

لذلك ، يتجلى الاختلاف في الخصائص بشكل أكثر وضوحًا في العناصر s- أو p- المجاورة. في د- وخاصة عناصر و من نفس الفترة ، يكون الاختلاف في الخصائص أقل أهمية.

كما ذكرنا سابقًا ، بناءً على عدد المستوى الفرعي للطاقة الذي أنشأته الإلكترونات ، يتم دمج العناصر في مجموعات إلكترونية. على سبيل المثال ، في الفترات من الرابع إلى السادس ، توجد عائلات تحتوي كل منها على عشرة عناصر d: عائلة ثلاثية الأبعاد (Sc-Zn) ، عائلة 4d (Y-Cd) ، عائلة 5d (La ، Hf-Hg). في الفترتين السادسة والسابعة ، تشكل كل عائلة من أربعة عشر عنصرًا: الأسرة 4f (Ce-Lu) ، والتي تسمى اللانثانيد ، والعائلة 5f (Th-Lr) - الأكتينيد. يتم وضع هذه العائلات تحت الجدول الدوري.

تسمى الفترات الثلاث الأولى فترات صغيرة أو نموذجية ، لأن خصائص عناصر هذه الفترات هي الأساس لتوزيع جميع العناصر الأخرى في ثماني مجموعات. تسمى جميع الفترات الأخرى ، بما في ذلك الفترة السابعة ، غير المكتملة ، بالفترات الكبيرة.

تبدأ جميع الفترات ، باستثناء الأولى ، بحروف قلوية (Li، Na، K، Rb، Cs، Fr) وتنتهي ، باستثناء العناصر السابعة غير الكاملة والخاملة (He، Ne، Ar، Kr، Xe، Rn ). المعادن القلوية لها نفس التكوين الإلكتروني الخارجي نق 1 ، أين ن- رقم الفترة. العناصر الخاملة ، باستثناء الهيليوم (1s 2) ، لها نفس بنية الطبقة الإلكترونية الخارجية: ن s2 نص 6 ، أي النظراء الإلكترونية.

الانتظام المدروس يجعل من الممكن التوصل إلى استنتاج:

التكرار الدوري لنفس التكوينات الإلكترونية لطبقة الإلكترون الخارجية هو سبب تشابه الخصائص الفيزيائية والكيميائية للعناصر المماثلة ، لأن الإلكترونات الخارجية للذرات هي التي تحدد خصائصها بشكل أساسي.

في الفترات النموذجية الصغيرة ، مع زيادة الرقم التسلسلي ، لوحظ انخفاض تدريجي في المعدن وزيادة في الخصائص غير المعدنية ، حيث يزداد عدد إلكترونات التكافؤ عند مستوى الطاقة الخارجية. على سبيل المثال ، تحتوي ذرات جميع عناصر الفترة الثالثة على ثلاث طبقات إلكترونية. هيكل الطبقتين الداخليتين هو نفسه بالنسبة لجميع عناصر الفترة الثالثة (1s 2 2s 2 2p 6) ، بينما يختلف هيكل الطبقة الخارجية والثالثة. في الانتقال من كل عنصر سابق إلى كل عنصر لاحق ، تزداد شحنة النواة الذرية بمقدار واحد ، وبالتالي يزداد عدد الإلكترونات الخارجية. نتيجة لذلك ، يزداد جاذبيتها للنواة ، ويقل نصف قطر الذرة. وهذا يؤدي إلى إضعاف الخواص المعدنية ونمو الخواص غير المعدنية.

تبدأ الفترة الثالثة بمعدن صوديوم نشط للغاية (11 Na - 3s 1) ، متبوعًا بمغنيسيوم أقل نشاطًا بقليل (12 Mg - 3s 2). ينتمي كل من هذين المعدنين إلى عائلة 3s. العنصر p الأول من الفترة الثالثة ، الألومنيوم (13 Al - 3s 2 3p 1) ، الذي يكون نشاطه المعدني أقل من نشاط المغنيسيوم ، له خصائص مذبذبة ، أي أنه يمكن أيضًا أن يتصرف مثل غير المعدني في التفاعلات الكيميائية . يتبع ذلك السيليكون غير المعدني (14 Si - 3s 2 3p 2) ، الفوسفور (15 P - 3s 2 3p 3) ، الكبريت (16 S - 3s 2 3p 4) ، الكلور (17 Cl - 3s 2 3p 5) . تزداد خصائصها غير المعدنية من Si إلى Cl ، وهو مادة غير معدنية نشطة. تنتهي الفترة بعنصر الأرجون الخامل (18 Ar - 3s 2 3p 6).

خلال فترة واحدة ، تتغير خصائص العناصر تدريجياً ، وأثناء الانتقال من الفترة السابقة إلى الفترة التالية ، لوحظ تغيير حاد في الخصائص ، منذ أن بدأ بناء مستوى طاقة جديد.

يعتبر التغيير التدريجي في الخصائص نموذجيًا ليس فقط للمواد البسيطة ، ولكن أيضًا للمركبات المعقدة ، كما هو موضح في الجدول 1.

الجدول 1 - بعض خواص عناصر الفترة الثالثة ومركباتها

في فترات طويلة ، تضعف الخصائص المعدنية بشكل أبطأ. هذا يرجع إلى حقيقة أنه ، بدءًا من الفترة الرابعة ، تظهر عشرة عناصر انتقالية ، حيث لا يتم بناء المستوى الخارجي ، ولكن المستوى الفرعي الثاني الخارجي ، وعلى الطبقة الخارجية لعناصر d هناك عنصر واحد أو إلكترونين من نوع s ، والتي تحدد إلى حد ما خصائص هذه العناصر. وبالتالي ، بالنسبة للعناصر d ، يصبح النمط أكثر تعقيدًا إلى حد ما. على سبيل المثال ، في الفترة الخامسة ، تنخفض الخصائص المعدنية تدريجياً من القلوية Rb ، لتصل إلى الحد الأدنى من القوة في معادن عائلة البلاتين (Ru ، Rh ، Pd).

ومع ذلك ، بعد Ag الفضي غير النشط ، يتم وضع الكادميوم Cd ، حيث لوحظ زيادة مفاجئة في الخصائص المعدنية. علاوة على ذلك ، مع زيادة العدد الترتيبي للعنصر ، تظهر الخصائص غير المعدنية وتزداد تدريجياً حتى تصل إلى اليود غير المعدني النموذجي. تنتهي هذه الفترة ، مثل كل الفترات السابقة ، بغاز خامل. يجعل التغيير الدوري في خصائص العناصر خلال فترات كبيرة من الممكن تقسيمها إلى سلسلتين ، حيث يكرر الجزء الثاني من الفترة الأولى.

مجموعات

الأعمدة الرأسية للعناصر في الجدول الدوري - تتكون المجموعات من مجموعات فرعية: رئيسية وثانوية ، ويشار إليها أحيانًا بالحرفين A و B على التوالي.

تشمل المجموعات الفرعية الرئيسية عناصر s- و p ، وتشمل المجموعات الفرعية الثانوية عناصر d و f لفترات كبيرة.

المجموعة الفرعية الرئيسية هي مجموعة من العناصر التي يتم وضعها عموديًا في الجدول الدوري ولها نفس تكوين طبقة الإلكترون الخارجية في الذرات.

على النحو التالي من التعريف أعلاه ، يتم تحديد موضع عنصر في المجموعة الفرعية الرئيسية من خلال العدد الإجمالي للإلكترونات (s- و p-) لمستوى الطاقة الخارجية ، مساويًا لرقم المجموعة. على سبيل المثال ، الكبريت (S - 3s 2 3 ص 4 ) ، التي تحتوي ذرتها على ستة إلكترونات في المستوى الخارجي ، تنتمي إلى المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السادسة ، الأرجون (Ar - 3s 2 3 ص 6 ) - إلى المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثامنة ، والسترونشيوم (Sr - 5s 2 ) - إلى المجموعة الفرعية IIA.

تتميز عناصر مجموعة فرعية واحدة بخصائص كيميائية متشابهة. كمثال ، ضع في اعتبارك عناصر المجموعات الفرعية А و VІІA (الجدول 2). مع زيادة شحنة النواة ، يزداد عدد طبقات الإلكترون ونصف قطر الذرة ، لكن عدد الإلكترونات عند مستوى الطاقة الخارجية يظل ثابتًا: بالنسبة للمعادن القلوية (المجموعة الفرعية IA) - واحد ، وبالنسبة للهالوجينات ( المجموعة الفرعية VIIA) - سبعة. نظرًا لأن الإلكترونات الخارجية هي التي تؤثر بشكل كبير على الخصائص الكيميائية ، فمن الواضح أن كل مجموعة من المجموعات المدروسة من العناصر التماثلية لها خصائص متشابهة.

ولكن داخل نفس المجموعة الفرعية ، إلى جانب تشابه الخصائص ، لوحظ بعض التغيير. لذا ، فإن عناصر المجموعة الفرعية ІA كلها ، باستثناء H ، معادن نشطة. ولكن مع زيادة نصف قطر الذرة وعدد طبقات الإلكترون التي تحجب تأثير النواة على إلكترونات التكافؤ ، تزداد الخصائص المعدنية. لذلك ، فإن Fr معدن أكثر نشاطًا من Cs ، و Cs أكثر نشاطًا من R ، إلخ. وفي المجموعة الفرعية VIIA ، لنفس السبب ، تضعف الخصائص غير المعدنية للعناصر مع زيادة الرقم التسلسلي. لذلك ، يعتبر F غير معدني أكثر نشاطًا من Cl ، و Cl هو أكثر نشاطًا غير معدني من Br وهكذا.

الجدول 2 - بعض خصائص عناصر المجموعات الفرعية А و VІІA

المجموعة الفرعية الجانبية هي مجموعة من العناصر التي يتم وضعها عموديًا في الجدول الدوري ولها نفس عدد إلكترونات التكافؤ بسبب بناء المستويين الخارجي s- والثاني خارج d- الطاقة.

تنتمي جميع عناصر المجموعات الفرعية الثانوية إلى عائلة d. تسمى هذه العناصر أحيانًا بالمعادن الانتقالية. في المجموعات الفرعية الجانبية ، تتغير الخصائص بشكل أبطأ ، لأنه في ذرات العناصر d ، تبني الإلكترونات مستوى الطاقة الثاني من الخارج ، ويوجد إلكترون واحد أو إلكترونان فقط على المستوى الخارجي.

يمكن تحديد موضع العناصر الخمسة الأولى (المجموعات الفرعية IIIB-VIIB) لكل فترة باستخدام مجموع الإلكترونات s الخارجية والإلكترونات d من المستوى الخارجي الثاني. على سبيل المثال ، من الصيغة الإلكترونية سكانديوم (Sc - 4s 2 ثلاثي الأبعاد 1 ) يمكن ملاحظة أنه يقع في مجموعة فرعية جانبية (نظرًا لأنه عنصر d) من المجموعة الثالثة (نظرًا لأن مجموع إلكترونات التكافؤ هو ثلاثة) ، والمنغنيز (Mn - 4s 2 ثلاثي الأبعاد 5 ) في المجموعة الفرعية الثانوية للمجموعة السابعة.

يمكن تحديد موضع العنصرين الأخيرين لكل فترة (المجموعتان الفرعيتان IB و IIB) من خلال عدد الإلكترونات في المستوى الخارجي ، نظرًا لأن المستوى السابق مكتمل تمامًا في ذرات هذه العناصر. على سبيل المثال Ag (5s 1 5d 10) في مجموعة فرعية ثانوية من المجموعة الأولى ، Zn (4s 2 3d 10) - في المجموعة الفرعية الثانوية للمجموعة الثانية.

تقع الثلاثيات Fe-Co-Ni و Ru-Rh-Pd و Os-Ir-Pt في المجموعة الفرعية الثانوية للمجموعة الثامنة. تشكل هذه الثلاثيات عائلتين: الحديد والبلاتينويد. بالإضافة إلى هذه العائلات ، يتم تمييز عائلة اللانثانيد (أربعة عشر عنصرًا 4f) وعائلة الأكتينيد (أربعة عشر عنصرًا 5f) بشكل منفصل. تنتمي هذه العائلات إلى مجموعة فرعية ثانوية من المجموعة الثالثة.

تؤدي الزيادة في الخصائص المعدنية للعناصر في المجموعات الفرعية من الأعلى إلى الأسفل ، وكذلك انخفاض هذه الخصائص خلال فترة واحدة من اليسار إلى اليمين ، إلى ظهور نمط قطري في النظام الدوري. وبالتالي ، يكون Be مشابهًا جدًا لـ Al ، B مشابه لـ Si ، Ti مشابه جدًا لـ Nb. يتجلى هذا بوضوح في حقيقة أن هذه العناصر في الطبيعة تشكل معادن متشابهة. على سبيل المثال ، في الطبيعة ، يحدث Te دائمًا مع Nb ، مكونًا المعادن - التيتانيوم oniobates.

في الطبيعة ، هناك الكثير من التسلسلات المتكررة:

• مواسم؛
• أوقات اليوم؛
• أيام الأسبوع…

في منتصف القرن التاسع عشر ، لاحظ D.I Mendeleev أن الخصائص الكيميائية للعناصر لها أيضًا تسلسل معين (يقولون أن هذه الفكرة جاءت إليه في المنام). كانت نتيجة الأحلام المعجزة للعالم هي الجدول الدوري للعناصر الكيميائية ، حيث قام D.I. رتب مندليف العناصر الكيميائية بترتيب زيادة الكتلة الذرية. في الجدول الحديث ، يتم ترتيب العناصر الكيميائية بترتيب تصاعدي للعدد الذري للعنصر (عدد البروتونات في نواة الذرة).

يظهر الرقم الذري فوق رمز العنصر الكيميائي ، أسفل الرمز كتلته الذرية (مجموع البروتونات والنيوترونات). لاحظ أن الكتلة الذرية لبعض العناصر ليست عددًا صحيحًا! تذكر النظائر!الكتلة الذرية هي المتوسط ​​المرجح لجميع نظائر العنصر التي تحدث بشكل طبيعي في ظل الظروف الطبيعية.

يوجد أسفل الجدول اللانثانيدات والأكتينيدات.

المعادن ، اللافلزات ، أشباه الفلزات

توجد في الجدول الدوري على يسار الخط المائل المتدرج الذي يبدأ بالبورون (B) وينتهي بالبولونيوم (Po) (الاستثناءات هي الجرمانيوم (Ge) والأنتيمون (Sb). من السهل رؤية تلك المعادن تشغل معظم الجدول الدوري الخصائص الرئيسية للمعادن: صلبة (باستثناء الزئبق) ؛ لامع ؛ موصلات كهربائية وحرارية جيدة ؛ مطيل ؛ مرن ؛ التبرع بالإلكترونات بسهولة.

تسمى العناصر الموجودة على يمين المائل B-Po المائل غير المعادن. خصائص اللافلزات معاكسة مباشرة لخصائص المعادن: الموصلات السيئة للحرارة والكهرباء ؛ قابل للكسر؛ غير مزورة. غير بلاستيك عادة تقبل الإلكترونات.

الفلزات

بين المعادن واللافلزات نصف معدلة(الفلزات). تتميز بخصائص كل من المعادن وغير المعدنية. لقد وجدت المواد شبه المعدنية تطبيقها الصناعي الرئيسي في إنتاج أشباه الموصلات ، والتي بدونها لا يمكن تصور وجود دائرة كهربائية دقيقة أو معالج دقيق.

فترات ومجموعات

كما ذكر أعلاه ، يتكون الجدول الدوري من سبع فترات. في كل فترة ، تزداد الأعداد الذرية للعناصر من اليسار إلى اليمين.

تتغير خصائص العناصر في الفترات بالتتابع: لذا فإن الصوديوم (Na) والمغنيسيوم (Mg) ، وهما في بداية الفترة الثالثة ، يتخلى عن الإلكترونات (Na يعطي إلكترونًا واحدًا: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ؛ Mg يعطي إلكترونين: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). لكن الكلور (Cl) ، الموجود في نهاية الفترة ، يأخذ عنصرًا واحدًا: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.

في المجموعات ، على العكس من ذلك ، كل العناصر لها نفس الخصائص. على سبيل المثال ، في مجموعة IA (1) ، تتبرع جميع العناصر من الليثيوم (Li) إلى الفرانسيوم (Fr) بإلكترون واحد. وجميع عناصر المجموعة VIIA (17) تأخذ عنصرًا واحدًا.

بعض المجموعات مهمة جدًا لدرجة أنه تم إعطاؤها أسماء خاصة. تتم مناقشة هذه المجموعات أدناه.

المجموعة الأولى (1). تحتوي ذرات عناصر هذه المجموعة على إلكترون واحد فقط في طبقة الإلكترون الخارجية ، لذا فهي تتبرع بسهولة بإلكترون واحد.

أهم المعادن القلوية هي الصوديوم (Na) والبوتاسيوم (K) ، حيث أنها تلعب دورًا مهمًا في عملية حياة الإنسان وتشكل جزءًا من الأملاح.

التكوينات الإلكترونية:

• لي- 1s 2 2s 1 ؛
• نا- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ؛
• ك- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

المجموعة IIA (2). تحتوي ذرات عناصر هذه المجموعة على إلكترونين في طبقة الإلكترون الخارجية ، والتي تستسلم أيضًا أثناء التفاعلات الكيميائية. أهم عنصر هو الكالسيوم (Ca) - أساس العظام والأسنان.

التكوينات الإلكترونية:

• يكون- 1s 2 2s 2 ؛
• ملغ- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ؛
• كاليفورنيا- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

المجموعة السادسة (17). عادة ما تتلقى ذرات عناصر هذه المجموعة إلكترونًا واحدًا لكل منها ، لأن. على الطبقة الإلكترونية الخارجية هناك خمسة عناصر لكل منها ، وإلكترون واحد مفقود فقط في "المجموعة الكاملة".

أشهر عناصر هذه المجموعة هي: الكلور (Cl) - جزء من الملح والتبييض ؛ اليود (I) عنصر يلعب دورًا مهمًا في نشاط الغدة الدرقية للإنسان.

التكوين الإلكترونية:

• F- 1s 2 2s 2 2p 5 ؛
• Cl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ؛
• ش- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5

المجموعة الثامنة (18).تحتوي ذرات عناصر هذه المجموعة على طبقة إلكترونية خارجية "مجهزة بالكامل". لذلك ، "لا يحتاجون" لقبول الإلكترونات. وهم لا يريدون التخلي عنها. ومن ثم - فإن عناصر هذه المجموعة "مترددة" للغاية في الدخول في تفاعلات كيميائية. لفترة طويلة كان يعتقد أنهم لا يتفاعلون على الإطلاق (ومن هنا جاء الاسم "خامل" ، أي "غير نشط"). لكن الكيميائي نيل بارليت اكتشف أن بعض هذه الغازات ، في ظل ظروف معينة ، لا يزال بإمكانها التفاعل مع عناصر أخرى.

التكوينات الإلكترونية:

• ني- 1s 2 2s 2 2p 6 ؛
• أر- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ؛
• كرونة- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

عناصر التكافؤ في مجموعات

من السهل أن نرى أن العناصر داخل كل مجموعة متشابهة مع بعضها البعض في إلكترونات التكافؤ (إلكترونات المدارات s و p الموجودة على مستوى الطاقة الخارجي).

تحتوي المعادن القلوية على 1 إلكترون تكافؤ لكل منها:

• لي- 1s 2 2s 1 ؛
• نا- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ؛
• ك- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

تحتوي معادن الأرض القلوية على إلكترونين تكافؤين:

• يكون- 1s 2 2s 2 ؛
• ملغ- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ؛
• كاليفورنيا- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

تحتوي الهالوجينات على 7 إلكترونات تكافؤ:

• F- 1s 2 2s 2 2p 5 ؛
• Cl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ؛
• ش- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5

تحتوي الغازات الخاملة على 8 إلكترونات تكافؤ:

• ني- 1s 2 2s 2 2p 6 ؛
• أر- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ؛
• كرونة- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

لمزيد من المعلومات ، راجع مقالة التكافؤ وجدول التكوينات الإلكترونية لذرات العناصر الكيميائية حسب الفترات.

دعونا الآن نوجه انتباهنا إلى العناصر الموجودة في مجموعات بالرموز في. تقع في وسط الجدول الدوري وتسمى معادن انتقالية.

السمة المميزة لهذه العناصر هي وجود الإلكترونات في الذرات التي تملأ مدارات د:

1. الشوري- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 ؛
2. تي- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

تقع منفصلة عن الجدول الرئيسي اللانثانيداتو الأكتينيداتهي ما يسمى ب معادن انتقالية داخلية. تمتلئ الإلكترونات في ذرات هذه العناصر المدارات و:

1. م- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 4f 1 5d 1 6s 2 ؛
2. ذ- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 4f 14 5d 10 6s 2 6p 6 6d 2 7s 2

النظام الدوري للعناصر الكيميائية هو تصنيف طبيعي للعناصر الكيميائية ، وهو تعبير رسومي (جدولي) للقانون الدوري للعناصر الكيميائية. تم تطوير هيكلها ، في العديد من النواحي المشابهة للهيكل الحديث ، من قبل D.I Mendeleev على أساس القانون الدوري في 1869-1871.

كان النموذج الأولي للنظام الدوري هو "تجربة نظام من العناصر على أساس وزنها الذري وتقاربها الكيميائي" ، تم تجميعه بواسطة D.I Mendeleev في 1 مارس 1869. لمدة عامين ، قام العالم باستمرار بتحسين "تجربة النظام" ، قدم مفهوم المجموعات والسلسلة وعناصر الفترات. نتيجة لذلك ، اكتسبت بنية النظام الدوري في كثير من النواحي الخطوط العريضة الحديثة.

كان من المهم بالنسبة لتطوره مفهوم مكان العنصر في النظام ، والذي تحدده أعداد المجموعة والفترة. بناءً على هذا المفهوم ، توصل منديليف إلى استنتاج مفاده أنه من الضروري تغيير الكتل الذرية لبعض العناصر: اليورانيوم والإنديوم والسيريوم وأقمارها الصناعية. كان هذا أول تطبيق عملي للنظام الدوري. كان مندليف أيضًا أول من توقع وجود العديد من العناصر غير المعروفة. وصف العالم أهم خصائص ekaaluminum (المستقبل الغاليوم) ، ekabor (scandium) و ekasilicon (الجرمانيوم). بالإضافة إلى ذلك ، توقع وجود نظائر المنغنيز (مستقبل التكنيتيوم والرينيوم) ، التيلوريوم (البولونيوم) ، اليود (الأستاتين) ، السيزيوم (الفرانسيوم) ، الباريوم (الراديوم) ، التنتالوم (البروتكتينيوم). كانت تنبؤات العالم بشأن هذه العناصر ذات طبيعة عامة ، حيث كانت هذه العناصر موجودة في مناطق قليلة الدراسة في النظام الدوري.

تمثل الإصدارات الأولى من النظام الدوري في كثير من النواحي مجرد تعميم تجريبي. بعد كل شيء ، لم يكن المعنى المادي للقانون الدوري واضحًا ، ولم يكن هناك تفسير لأسباب التغيير الدوري في خصائص العناصر اعتمادًا على الزيادة في الكتل الذرية. نتيجة لذلك ، ظلت العديد من المشاكل دون حل. هل هناك حدود للنظام الدوري؟ هل من الممكن تحديد العدد الدقيق للعناصر الموجودة؟ ظل هيكل الفترة السادسة غير واضح - ما هو المقدار الدقيق للعناصر الأرضية النادرة. ولم يعرف ما إذا كان لا يزال هناك عناصر بين الهيدروجين والليثيوم ، ما هو هيكل الفترة الأولى. لذلك ، حتى الإثبات المادي للقانون الدوري وتطوير نظرية النظام الدوري ، نشأت صعوبات خطيرة أكثر من مرة. كان الاكتشاف غير متوقع في 1894-1898. مجرة من الغازات الخاملة التي يبدو أنه ليس لها مكان في الجدول الدوري. تم القضاء على هذه الصعوبة بفضل فكرة تضمين مجموعة صفرية مستقلة في هيكل النظام الدوري. اكتشاف جماعي للعناصر المشعة في مطلع القرنين التاسع عشر والعشرين. (بحلول عام 1910 كان عددهم حوالي 40) أدى إلى تناقض حاد بين الحاجة إلى وضعها في النظام الدوري وهيكله الحالي. بالنسبة لهم ، كانت هناك 7 شواغر فقط في الفترتين السادسة والسابعة. تم حل هذه المشكلة نتيجة إنشاء قواعد التحول واكتشاف النظائر.

كان أحد الأسباب الرئيسية لعدم القدرة على تفسير المعنى المادي للقانون الدوري وهيكل النظام الدوري هو عدم معرفة كيفية بناء الذرة. كان أهم معلم في تطوير النظام الدوري هو إنشاء النموذج الذري بواسطة إي. رذرفورد (1911). على أساسه ، اقترح العالم الهولندي أ. فان دن بروك (1913) أن الرقم الترتيبي لعنصر ما في النظام الدوري يساوي عدديًا شحنة نواة ذرته (Z). تم تأكيد ذلك تجريبياً من قبل العالم الإنجليزي جي موسلي (1913). حصل القانون الدوري على تبرير مادي: بدأ النظر في دورية التغييرات في خصائص العناصر اعتمادًا على شحنة Z لنواة ذرة عنصر ، وليس على الكتلة الذرية.

نتيجة لذلك ، تم تعزيز هيكل النظام الدوري بشكل كبير. تم تحديد الحد الأدنى للنظام. هذا هو الهيدروجين ، العنصر ذو الحد الأدنى Z = 1. أصبح من الممكن تقدير عدد العناصر بدقة بين الهيدروجين واليورانيوم. تم تحديد "الثغرات" في النظام الدوري ، المقابلة لعناصر غير معروفة بـ Z = 43 ، 61 ، 72 ، 75 ، 85 ، 87. ومع ذلك ، ظلت الأسئلة حول العدد الدقيق للعناصر الأرضية النادرة غير واضحة ، والأهم من ذلك ، أسباب لم يتم الكشف عن التغيير الدوري في خصائص العناصر اعتمادًا على Z.

بناءً على الهيكل الثابت للنظام الدوري ونتائج دراسة الأطياف الذرية ، قام العالم الدنماركي ن. بور في 1918-1921. طورت أفكارًا حول تسلسل بناء الأصداف الإلكترونية والأجزاء الفرعية في الذرات. توصل العالم إلى استنتاج مفاده أن أنواعًا مماثلة من التكوينات الإلكترونية للذرات تتكرر بشكل دوري. وهكذا ، فقد تبين أن دورية التغييرات في خصائص العناصر الكيميائية تفسر من خلال وجود دورية في بناء قذائف الإلكترون والأجزاء الفرعية للذرات.

حاليًا ، يغطي النظام الدوري 126 عنصرًا. من بين هذه العناصر ، تم الحصول على جميع عناصر عبر اليورانيوم (Z = 93-107) ، وكذلك العناصر التي تحتوي على Z = 43 (تكنيتيوم) ، و 61 (بروميثيوم) ، و 85 (أستاتين) ، و 87 (فرانسيوم) بشكل مصطنع. على مدار التاريخ الكامل لوجود النظام الدوري ، تم اقتراح عدد كبير (> 500) من المتغيرات لتمثيلها الرسومي ، بشكل أساسي في شكل جداول ، وكذلك في شكل أشكال هندسية مختلفة (مكانية ومستوية ) ، والمنحنيات التحليلية (الحلزونات ، إلخ) ، إلخ. وأكثرها انتشارًا هي أشكال الجداول القصيرة والطويلة والسلمية.

في الوقت الحاضر ، يتم إعطاء الأفضلية للقصر.

المبدأ الأساسي لبناء النظام الدوري هو تقسيمه إلى مجموعات وفترات. لا يتم استخدام مفهوم منديليف لصفوف العناصر حاليًا ، لأنه يخلو من المعنى المادي. المجموعات ، بدورها ، مقسمة إلى مجموعات فرعية رئيسية (أ) وثانوية (ب). تحتوي كل مجموعة فرعية على عناصر - نظائرها الكيميائية. تظهر أيضًا عناصر المجموعتين الفرعيتين a و b في معظم المجموعات تشابهًا معينًا فيما بينها ، خاصة في حالات الأكسدة الأعلى ، والتي ، كقاعدة عامة ، تساوي رقم المجموعة. الفترة هي مجموعة من العناصر تبدأ بمعدن قلوي وتنتهي بغاز خامل (حالة خاصة هي الفترة الأولى). تحتوي كل فترة على عدد محدد بدقة من العناصر. يتكون النظام الدوري من ثماني مجموعات وثماني فترات.

خصوصية الفترة الاولىأنه يحتوي على عنصرين فقط: الهيدروجين والهيليوم. مكان الهيدروجين في النظام غامض. نظرًا لأنه يعرض خصائص مشتركة مع الفلزات القلوية والهالوجينات ، فإنه يتم وضعه إما في مجموعة فرعية Iaα- أو VIIaα ، ويتم استخدام الخيار الأخير في كثير من الأحيان. الهليوم هو الممثل الأول للمجموعة الفرعية VIIIa. لفترة طويلة ، تم فصل الهيليوم وجميع الغازات الخاملة في مجموعة صفرية مستقلة. تطلب هذا الحكم مراجعة بعد تخليق المركبات الكيميائية للكريبتون والزينون والرادون. نتيجة لذلك ، تم دمج الغازات الخاملة وعناصر المجموعة السابقة الثامنة (الحديد والكوبالت والنيكل والبلاتين) في مجموعة واحدة. هذا الخيار ليس مثاليًا ، لأن خمول الهيليوم والنيون أمر لا شك فيه.

الفترة الثانيةيحتوي على 8 عناصر. يبدأ بالليثيوم المعدني القلوي ، الذي تكون حالة الأكسدة الوحيدة فيه هي +1. يأتي بعد ذلك البريليوم (معدن ، حالة أكسدة +2). يُظهر البورون بالفعل طابعًا معدنيًا ضعيفًا وهو غير معدني (حالة الأكسدة +3). بجانب البورون ، يعتبر الكربون مادة غير فلزية نموذجية تظهر حالات أكسدة +4 و -4. النيتروجين والأكسجين والفلور والنيون كلها غير فلزات ، وفي النيتروجين أعلى حالة أكسدة +5 تقابل رقم المجموعة ؛ بالنسبة للفلور ، من المعروف أن حالة الأكسدة هي +7. النيون الغازي الخامل يكمل الفترة.

الفترة الثالثة(الصوديوم - الأرجون) يحتوي أيضًا على 8 عناصر. تشبه طبيعة التغيير في خصائصها إلى حد كبير تلك التي لوحظت لعناصر الفترة الثانية. ولكن هناك خصوصية خاصة بها. لذلك ، فإن المغنيسيوم ، على عكس البريليوم ، أكثر فلزية ، وكذلك الألومنيوم مقارنة بالبورون. السيليكون والفوسفور والكبريت والكلور والأرجون كلها غير معادن نموذجية. وجميعهم ، باستثناء الأرجون ، يظهرون أعلى حالات أكسدة مساوية لعدد المجموعة.

كما ترون ، في كلتا الفترتين ، مع زيادة Z ، لوحظ ضعف في المعدن وتقوية الخصائص غير المعدنية للعناصر. وصف D.I Mendeleev عناصر الفترتين الثانية والثالثة (بكلماته الصغيرة) بالنمطية. تعتبر عناصر الفترات الصغيرة من أكثر العناصر شيوعًا في الطبيعة. الكربون والنيتروجين والأكسجين (إلى جانب الهيدروجين) من الكائنات العضوية ، أي العناصر الأساسية للمادة العضوية.

يتم وضع جميع عناصر الفترات الأولى والثالثة في مجموعات فرعية أ.

الفترة الرابعة(بوتاسيوم - كريبتون) يحتوي على 18 عنصرا. وفقا لمندليف ، هذه هي أول فترة كبيرة. بعد معدن البوتاسيوم القلوي والكالسيوم المعدني الأرضي القلوي ، تتبع سلسلة من العناصر تتكون من 10 ما يسمى بالمعادن الانتقالية (سكانديوم - زنك). كلهم ينتمون إلى المجموعات الفرعية b. تظهر معظم المعادن الانتقالية حالات أكسدة أعلى مساوية لرقم المجموعة ، باستثناء الحديد والكوبالت والنيكل. تنتمي العناصر من الغاليوم إلى الكريبتون إلى المجموعات الفرعية a. الكريبتون ، على عكس الغازات الخاملة السابقة ، يمكن أن يشكل مركبات كيميائية.

فترة الخامسة(روبيديوم - زينون) في بنائه مشابه للرابع. كما أنه يحتوي على مُدخل من 10 معادن انتقالية (الإيتريوم - الكادميوم). عناصر هذه الفترة لها خصائصها الخاصة. في ثالوث الروثينيوم - الروديوم - البلاديوم ، تُعرف المركبات بالروثينيوم حيث تظهر حالة أكسدة +8. تُظهر جميع عناصر المجموعات الفرعية a أعلى حالات أكسدة مساوية لرقم المجموعة ، باستثناء الزينون. يمكن ملاحظة أن ميزات التغيير في خصائص عناصر الفترتين الرابعة والخامسة مع نمو Z هي أكثر تعقيدًا مقارنة بالفترتين الثانية والثالثة.

الفترة السادسة(السيزيوم - الرادون) يشتمل على 32 عنصرًا. في هذه الفترة ، بالإضافة إلى 10 معادن انتقالية (اللانثانم ، الهافنيوم - الزئبق) ، هناك أيضًا مجموعة من 14 لانثانيدات - من السيريوم إلى اللوتيتيوم. العناصر من السيريوم إلى اللوتيتيوم متشابهة جدًا كيميائيًا ، ولهذا السبب تم تضمينها منذ فترة طويلة في عائلة العناصر الأرضية النادرة. في الشكل المختصر للنظام الدوري ، يتم تضمين سلسلة اللانثانيد في خلية اللانثانم ويتم فك تشفير هذه السلسلة في أسفل الجدول.

ما هي خصوصية عناصر الفترة السادسة؟ في ثلاثي الأوزميوم - الإيريديوم - البلاتين ، تُعرف حالة الأكسدة +8 بالأوزميوم. الأستاتين له طابع معدني واضح إلى حد ما. ربما يكون الرادون هو الأكثر تفاعلًا بين جميع الغازات الخاملة. لسوء الحظ ، نظرًا لكونه عالي النشاط الإشعاعي ، لم تتم دراسة كيمياءه كثيرًا.

فترة السابعةيبدأ بفرنسا. مثل السادس ، يجب أن يحتوي أيضًا على 32 عنصرًا. الفرانسيوم والراديوم ، على التوالي ، هما عنصران من المجموعتين الفرعيتين Iaα- و IIaα ، وينتمي الأكتينيوم إلى المجموعة الفرعية IIIb. الفكرة الأكثر شيوعًا هي حول عائلة الأكتينيد ، والتي تتضمن عناصر من الثوريوم إلى اللورنسيوم وتشبه اللانثانيدات. يتم تقديم فك تشفير هذا الصف من العناصر أيضًا في أسفل الجدول.

الآن دعونا نرى كيف تتغير خصائص العناصر الكيميائية في المجموعات الفرعية للنظام الدوري. النمط الرئيسي لهذا التغيير هو تقوية الطبيعة المعدنية للعناصر مع زيادة Z. يظهر هذا النمط بشكل خاص في المجموعات الفرعية IIIaα-VIIaα. بالنسبة لمعادن المجموعات الفرعية Iaα-IIIaα ، لوحظ زيادة في النشاط الكيميائي. في عناصر المجموعات الفرعية IVaα - VIIaα ، مع زيادة Z ، لوحظ ضعف النشاط الكيميائي للعناصر. بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية b ، يكون التغيير في النشاط الكيميائي أكثر صعوبة.

تم تطوير نظرية النظام الدوري بواسطة ن. بوهر وعلماء آخرين في عشرينيات القرن الماضي. القرن ال 20 ويستند إلى مخطط حقيقي لتشكيل التكوينات الإلكترونية للذرات. وفقًا لهذه النظرية ، مع زيادة Z ، يحدث ملء قذائف الإلكترون والأجزاء الفرعية في ذرات العناصر المدرجة في فترات النظام الدوري في التسلسل التالي:

أرقام الفترة

استنادًا إلى نظرية النظام الدوري ، يمكن إعطاء التعريف التالي للفترة: الفترة هي مجموعة من العناصر التي تبدأ بعنصر بقيمة n تساوي رقم الفترة و l \ u003d 0 (عناصر s ) وينتهي بعنصر بنفس القيمة n و l \ u003d 1 (p- العناصر). الاستثناء هو الفترة الأولى التي تحتوي على عناصر 1s فقط. عدد العناصر في الفترات يتبع نظرية النظام الدوري: 2 ، 8 ، 8 ، 18 ، 18 ، 32 ...

في علامة تبويب اللون المرفقة ، تظهر رموز عناصر كل نوع (s- و p- و d- و f-element) على خلفية لونية معينة: s-element - على الأحمر ، وعناصر p - على البرتقالي ، عناصر د - على الأزرق ، و - العناصر - على الأخضر. تحتوي كل خلية على الأرقام التسلسلية والكتل الذرية للعناصر ، بالإضافة إلى التكوينات الإلكترونية لقذائف الإلكترون الخارجية ، والتي تحدد بشكل أساسي الخصائص الكيميائية للعناصر.

ويترتب على نظرية النظام الدوري أن العناصر التي تحتوي على n يساوي رقم الفترة و l = 0 و 1 تنتمي إلى المجموعات الفرعية a. تشتمل المجموعات الفرعية b على تلك العناصر التي تم إكمال الأصداف التي ظلت غير مكتملة في ذراتها. هذا هو السبب في أن الفترات الأولى والثانية والثالثة لا تحتوي على عناصر من المجموعات الفرعية b.

يرتبط هيكل النظام الدوري للعناصر ارتباطًا وثيقًا ببنية ذرات العناصر الكيميائية. مع زيادة Z ، تتكرر بشكل دوري أنواع مماثلة من التكوين لأغلفة الإلكترون الخارجية. وهي تحدد السمات الرئيسية للسلوك الكيميائي للعناصر. تتجلى هذه الميزات بشكل مختلف بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية a (عناصر s و p) ، لعناصر المجموعات الفرعية b (عناصر d الانتقالية) وعناصر العائلات f - اللانثانيدات والأكتينيدات. يتم تمثيل حالة خاصة من خلال عناصر الفترة الأولى - الهيدروجين والهيليوم. يتميز الهيدروجين بالنشاط الكيميائي العالي ، لأن إلكترون 1 ثانية فقط ينفصل بسهولة. في الوقت نفسه ، يكون تكوين الهيليوم (1s 2) مستقرًا للغاية ، مما يتسبب في عدم نشاطه الكيميائي الكامل.

بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية a ، تمتلئ أغلفة الإلكترون الخارجية (مع n يساوي رقم الفترة) ؛ لذلك تتغير خصائص هذه العناصر بشكل ملحوظ مع زيادة Z. وهكذا ، في الفترة الثانية ، يعتبر الليثيوم (التكوين 2 ثانية) معدنًا نشطًا يفقد بسهولة إلكترونًا واحدًا التكافؤ ؛ البريليوم (2s 2) هو أيضًا معدن ، ولكنه أقل نشاطًا بسبب حقيقة أن إلكتروناته الخارجية مرتبطة بقوة أكبر بالنواة. علاوة على ذلك ، يمتلك البورون (2s 2 p) طابعًا معدنيًا ضعيفًا ، وجميع العناصر اللاحقة للفترة الثانية ، التي يحدث فيها بناء الجزء الفرعي 2p ، هي بالفعل غير معدنية. إن التكوين المكون من ثمانية إلكترونات لغلاف الإلكترون الخارجي للنيون (2s 2 p 6) - غاز خامل - قوي للغاية.

يتم شرح الخصائص الكيميائية لعناصر الفترة الثانية من خلال رغبة ذراتهم في الحصول على التكوين الإلكتروني لأقرب غاز خامل (تكوين الهيليوم للعناصر من الليثيوم إلى الكربون أو تكوين النيون لعناصر من الكربون إلى الفلور). لهذا السبب ، على سبيل المثال ، لا يمكن أن يُظهر الأكسجين حالة أكسدة أعلى مساوية لرقم المجموعة: بعد كل شيء ، من الأسهل عليه تحقيق تكوين النيون من خلال الحصول على إلكترونات إضافية. تتجلى نفس طبيعة التغيير في الخصائص في عناصر الفترة الثالثة وفي العنصرين s و p لجميع الفترات اللاحقة. في الوقت نفسه ، يتجلى ضعف قوة الرابطة بين الإلكترونات الخارجية والنواة في مجموعات فرعية أ مع زيادة Z في خصائص العناصر المقابلة. وبالتالي ، بالنسبة للعناصر s ، هناك زيادة ملحوظة في النشاط الكيميائي مع زيادة Z ، وبالنسبة للعناصر p ، زيادة في الخصائص المعدنية.

في ذرات العناصر d الانتقالية ، تكتمل الأصداف غير المكتملة سابقًا بقيمة العدد الكمي الرئيسي n ، أي أقل بمقدار واحد من رقم الفترة. مع بعض الاستثناءات ، يكون تكوين غلاف الإلكترون الخارجي لذرات عنصر الانتقال هو ns 2. لذلك ، فإن جميع عناصر d هي معادن ، وهذا هو السبب في أن التغييرات في خصائص عناصر d مع زيادة Z ليست حادة كما رأينا في العناصر s و p. في حالات الأكسدة الأعلى ، تُظهر العناصر d تشابهًا معينًا مع عناصر p للمجموعات المقابلة في النظام الدوري.

يتم شرح ميزات خصائص عناصر الثلاثيات (VIII b-subgroup) من خلال حقيقة أن d-subshells على وشك الاكتمال. هذا هو السبب في أن معادن الحديد والكوبالت والنيكل والبلاتين ، كقاعدة عامة ، لا تميل لإعطاء مركبات ذات حالات أكسدة أعلى. الاستثناءات الوحيدة هي الروثينيوم والأوزميوم ، اللذان يعطيان أكاسيد RuO 4 و OsO 4. بالنسبة لعناصر المجموعتين الفرعيتين Ib و IIb ، فقد تبين أن D-subshell قد اكتمل بالفعل. لذلك ، فإنها تظهر حالات أكسدة مساوية لعدد المجموعة.

في ذرات اللانثانيدات والأكتينيدات (جميعها معادن) ، يحدث اكتمال قذائف الإلكترون غير المكتملة سابقًا بقيمة العدد الكمي الرئيسي ن وحدتين أقل من رقم الفترة. في ذرات هذه العناصر ، يظل تكوين غلاف الإلكترون الخارجي (ns 2) دون تغيير. في الوقت نفسه ، لا تؤثر الإلكترونات f فعليًا على الخواص الكيميائية. هذا هو السبب في أن اللانثانيدات متشابهة جدًا.

بالنسبة للأكتينيدات ، فإن الوضع أكثر تعقيدًا. في نطاق الشحنات النووية Z = 90-95 ، يمكن للإلكترونين 6d و 5f المشاركة في التفاعلات الكيميائية. ويترتب على ذلك أن الأكتينيدات تعرض نطاقًا أوسع بكثير من حالات الأكسدة. على سبيل المثال ، بالنسبة للنبتونيوم والبلوتونيوم والأمريسيوم ، تُعرف المركبات حيث تعمل هذه العناصر في الحالة سباعي التكافؤ. فقط للعناصر التي تبدأ من الكوريوم (Z = 96) تصبح الحالة الثلاثية مستقرة. وبالتالي ، تختلف خصائص الأكتينيدات اختلافًا كبيرًا عن خصائص اللانثانيدات ، وبالتالي لا يمكن اعتبار كلتا العائلتين متشابهتين.

تنتهي عائلة الأكتينيد بعنصر Z = 103 (لورنسيوم). يُظهر تقييم الخواص الكيميائية للكورشاتوفيوم (Z = 104) ونيلزبوريوم (Z = 105) أن هذه العناصر يجب أن تكون نظائر للهافنيوم والتنتالوم ، على التوالي. لذلك ، يعتقد العلماء أنه بعد عائلة الأكتينيدات في الذرات ، يبدأ الملء المنتظم للقشرة الفرعية 6d.

العدد المحدود للعناصر التي يغطيها النظام الدوري غير معروف. ربما تكون مشكلة الحد الأعلى هو اللغز الرئيسي في النظام الدوري. أثقل عنصر موجود في الطبيعة هو البلوتونيوم (Z = 94). الحد الذي تم بلوغه للانصهار النووي الاصطناعي هو عنصر برقم تسلسلي 118. ويبقى السؤال: هل سيكون من الممكن الحصول على عناصر ذات أرقام تسلسلية أعلى ، وماذا وكم عددها؟ لا يمكن الرد عليه بأي يقين.

باستخدام أكثر الحسابات تعقيدًا التي يتم إجراؤها على أجهزة الكمبيوتر الإلكترونية ، حاول العلماء تحديد بنية الذرات وتقييم أهم خصائص هذه "العناصر الفائقة" ، حتى أرقام تسلسلية ضخمة (Z = 172 وحتى Z = 184). النتائج التي تم الحصول عليها كانت غير متوقعة تماما. على سبيل المثال ، في ذرة عنصر مع Z = 121 ، يفترض ظهور إلكترون 8p ؛ هذا بعد اكتمال تكوين الجزء الفرعي 85 في الذرات باستخدام Z = 119 و 120. لكن ظهور الإلكترونات p بعد الإلكترونات s يُلاحظ فقط في ذرات عناصر الفترتين الثانية والثالثة. تظهر الحسابات أيضًا أنه في عناصر الفترة الافتراضية الثامنة ، يحدث ملء قذائف الإلكترون والأجزاء الفرعية للذرات في تسلسل معقد وغريب جدًا. لذلك ، فإن تقييم خصائص العناصر المقابلة يمثل مشكلة صعبة للغاية. يبدو أن الفترة الثامنة يجب أن تحتوي على 50 عنصرًا (Z = 119-168) ، ولكن وفقًا للحسابات ، يجب أن تنتهي عند العنصر مع Z = 164 ، أي 4 أرقام تسلسلية في وقت سابق. واتضح أن الفترة التاسعة "الغريبة" يجب أن تتكون من 8 عناصر. هنا سجله "الإلكتروني": 9s 2 8p 4 9p 2. بمعنى آخر ، سوف يحتوي على 8 عناصر فقط ، مثل الفترتين الثانية والثالثة.

من الصعب تحديد مدى توافق الحسابات التي يتم إجراؤها بمساعدة الكمبيوتر مع الحقيقة. ومع ذلك ، إذا تم تأكيدها ، فسيكون من الضروري إجراء مراجعة جادة للأنماط التي يقوم عليها النظام الدوري للعناصر وهيكلها.

لقد لعب النظام الدوري ولا يزال يلعب دورًا كبيرًا في تطوير مختلف مجالات العلوم الطبيعية. وقد كان أهم إنجاز للعلوم الذرية والجزيئية ، وساهم في ظهور المفهوم الحديث لـ "العنصر الكيميائي" وصقل مفاهيم المواد والمركبات البسيطة.

كان للأنماط التي كشف عنها النظام الدوري تأثير كبير على تطوير نظرية بنية الذرات ، واكتشاف النظائر ، وظهور الأفكار حول الدورية النووية. يرتبط البيان العلمي الدقيق لمشكلة التنبؤ في الكيمياء بالنظام الدوري. تجلى هذا في التنبؤ بوجود وخصائص عناصر غير معروفة وخصائص جديدة للسلوك الكيميائي للعناصر التي تم اكتشافها بالفعل. في الوقت الحاضر ، يعد النظام الدوري أساس الكيمياء ، غير العضوية في المقام الأول ، مما يساعد بشكل كبير في حل مشكلة التركيب الكيميائي للمواد ذات الخصائص المحددة مسبقًا ، وتطوير مواد أشباه الموصلات الجديدة ، واختيار محفزات محددة لعمليات كيميائية مختلفة ، إلخ. أخيرًا ، يقوم النظام الدوري على أساس تدريس الكيمياء.

تكوين الذرة.

تتكون الذرة من نواة ذريةو قذيفة الإلكترون.

تتكون نواة الذرة من البروتونات ( ص +) والنيوترونات ( ن 0). تحتوي معظم ذرات الهيدروجين على نواة بروتون واحدة.

عدد البروتونات ن(ص +) يساوي الشحنة النووية ( ض) والرقم الترتيبي للعنصر في السلسلة الطبيعية للعناصر (وفي النظام الدوري للعناصر).

ن(ص +) = ض

مجموع عدد النيوترونات ن(ن 0) ، يُشار إليه ببساطة بالحرف نوعدد البروتونات ضاتصل العدد الشاملويتم تمييزه بالحرف لكن.

أ = ض + ن

يتكون الغلاف الإلكتروني للذرة من إلكترونات تتحرك حول النواة ( ه -).

عدد الإلكترونات ن(ه-) في غلاف الإلكترون لذرة محايدة يساوي عدد البروتونات ضفي الصميم.

كتلة البروتون تساوي تقريبًا كتلة النيوترون و 1840 ضعف كتلة الإلكترون ، لذا فإن كتلة الذرة تساوي عمليًا كتلة النواة.

شكل الذرة كروي. نصف قطر النواة أصغر بحوالي 100،000 مرة من نصف قطر الذرة.

عنصر كيميائي- نوع الذرات (مجموعة الذرات) بنفس الشحنة النووية (مع نفس عدد البروتونات في النواة).

النظائر المشعة- مجموعة من ذرات عنصر واحد مع نفس عدد النيوترونات في النواة (أو نوع من الذرات مع نفس عدد البروتونات ونفس عدد النيوترونات في النواة).

تختلف النظائر المختلفة عن بعضها البعض في عدد النيوترونات في نوى ذراتها.

تسمية ذرة واحدة أو نظير: (E - رمز العنصر) ، على سبيل المثال:.

هيكل الغلاف الإلكتروني للذرة

المدار الذريهي حالة الإلكترون في الذرة. الرمز المداري -. كل مدار يتوافق مع سحابة إلكترونية.

تتكون مدارات الذرات الحقيقية في حالة الأرض (غير مثارة) من أربعة أنواع: س, ص, دو F.

السحابة الإلكترونية- الجزء من الفضاء الذي يمكن أن يوجد فيه الإلكترون باحتمالية 90 في المائة (أو أكثر).

ملحوظة: في بعض الأحيان لا يتم التمييز بين مفهومي "المدار الذري" و "السحابة الإلكترونية" ، حيث يطلق عليهما اسم "المدار الذري".

يتكون الغلاف الإلكتروني للذرة من طبقات. طبقة إلكترونيةتتكون من سحب إلكترونية من نفس الحجم. مدارات من طبقة واحدة المستوى الإلكتروني ("الطاقة")، طاقاتهم هي نفسها بالنسبة لذرة الهيدروجين ، لكنها مختلفة للذرات الأخرى.

يتم تجميع المدارات من نفس المستوى في الإلكترونية (الطاقة)المستويات الفرعية:
س- المستوى الفرعي (يتكون من واحد سمداري) ، رمز -.
صالمستوى الفرعي (يتكون من ثلاثة ص
دالمستوى الفرعي (يتكون من خمسة دمداري) ، رمز -.
Fالمستوى الفرعي (يتكون من سبعة Fمداري) ، رمز -.

طاقات مدارات نفس المستوى الفرعي هي نفسها.

عند تعيين المستويات الفرعية ، يتم إضافة رقم الطبقة (المستوى الإلكتروني) إلى رمز المستوى الفرعي ، على سبيل المثال: 2 س, 3ص, 5ديعني س- المستوى الفرعي من المستوى الثاني ، ص- المستوى الفرعي من المستوى الثالث ، د- المستوى الفرعي من المستوى الخامس.

إجمالي عدد المستويات الفرعية في مستوى واحد يساوي رقم المستوى ن. العدد الإجمالي للمدارات في مستوى واحد هو ن 2. وفقًا لذلك ، يكون إجمالي عدد السحب في طبقة واحدة أيضًا ن 2 .

التعيينات: - مداري حر (بدون إلكترونات) ، - مداري بإلكترون غير مزدوج ، - مدار مع زوج إلكترون (بإلكترونين).

يتم تحديد الترتيب الذي تملأ به الإلكترونات مدارات الذرة من خلال ثلاثة قوانين طبيعية (تُعطى الصيغ بطريقة مبسطة):

1. مبدأ الطاقة الأقل - تملأ الإلكترونات المدارات من أجل زيادة طاقة المدارات.

2. مبدأ باولي - لا يمكن أن يكون هناك أكثر من إلكترونين في مدار واحد.

3. قاعدة هوند - داخل المستوى الفرعي ، تملأ الإلكترونات المدارات الحرة أولاً (واحدة تلو الأخرى) ، وبعد ذلك فقط تشكل أزواج الإلكترونات.

إجمالي عدد الإلكترونات في المستوى الإلكتروني (أو في الطبقة الإلكترونية) هو 2 ن 2 .

يتم التعبير عن توزيع المستويات الفرعية حسب الطاقة بعد ذلك (بترتيب زيادة الطاقة):

1س, 2س, 2ص, 3س, 3ص, 4س, 3د, 4ص, 5س, 4د, 5ص, 6س, 4F, 5د, 6ص, 7س, 5F, 6د, 7ص ...

بصريا ، يتم التعبير عن هذا التسلسل من خلال مخطط الطاقة:

يمكن تصوير توزيع إلكترونات الذرة حسب المستويات والمستويات الفرعية والمدارات (التكوين الإلكتروني للذرة) على أنها صيغة إلكترونية ، أو مخطط للطاقة ، أو بشكل أكثر بساطة ، كرسم تخطيطي للطبقات الإلكترونية ("مخطط إلكتروني") .

أمثلة على التركيب الإلكتروني للذرات:

إلكترونات التكافؤ- إلكترونات الذرة التي يمكن أن تشارك في تكوين الروابط الكيميائية. بالنسبة لأي ذرة ، هذه هي الإلكترونات الخارجية بالإضافة إلى تلك الإلكترونات الخارجية التي تكون طاقتها أكبر من تلك الموجودة في الخارج. على سبيل المثال: تحتوي ذرة Ca على 4 إلكترونات خارجية س 2 ، هم أيضا التكافؤ. تحتوي ذرة الحديد على إلكترونات خارجية - 4 س 2 ولكن لديه 3 د 6 ، وبالتالي تحتوي ذرة الحديد على 8 إلكترونات تكافؤ. صيغة التكافؤ الإلكترونية لذرة الكالسيوم هي 4 س 2 ، وذرات الحديد - 4 س 2 3د 6 .

النظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D. I. Mendeleev
(النظام الطبيعي للعناصر الكيميائية)

القانون الدوري للعناصر الكيميائية(الصيغة الحديثة): تكون خصائص العناصر الكيميائية ، وكذلك المواد البسيطة والمعقدة التي تتكون منها ، في حالة اعتماد دوري على قيمة الشحنة من النوى الذرية.

النظام الدوري- تعبير بياني عن القانون الدوري.

النطاق الطبيعي للعناصر الكيميائية- عدد من العناصر الكيميائية ، مرتبة حسب الزيادة في عدد البروتونات في نوى ذراتها ، أو ما هو نفسه حسب الزيادة في شحنات نوى هذه الذرات. الرقم التسلسلي لعنصر في هذه السلسلة يساوي عدد البروتونات في نواة أي ذرة من هذا العنصر.

يتم إنشاء جدول العناصر الكيميائية عن طريق "قطع" السلسلة الطبيعية للعناصر الكيميائية إلى فترات(الصفوف الأفقية للجدول) والتجمعات (الأعمدة الرأسية للجدول) للعناصر ذات البنية الإلكترونية المماثلة للذرات.

اعتمادًا على كيفية دمج العناصر في مجموعات ، يمكن أن يكون الجدول فترة طويلة(يتم جمع العناصر التي لها نفس عدد ونوع إلكترونات التكافؤ في مجموعات) و المدى القصير(يتم جمع العناصر التي لها نفس عدد إلكترونات التكافؤ في مجموعات).

مجموعات جدول الفترة القصيرة مقسمة إلى مجموعات فرعية ( الأساسيةو آثار جانبية) ، بالتزامن مع مجموعات جدول الفترات الطويلة.

جميع ذرات العناصر في نفس الفترة لها نفس عدد طبقات الإلكترون ، مساوٍ لعدد الفترة.

عدد العناصر في الفترات: 2 ، 8 ، 8 ، 18 ، 18 ، 32 ، 32. تم الحصول على معظم عناصر الفترة الثامنة بشكل مصطنع ، ولم يتم تجميع العناصر الأخيرة من هذه الفترة بعد. جميع الفترات باستثناء البداية الأولى بعنصر تشكيل فلز قلوي (Li ، Na ، K ، إلخ) وتنتهي بعنصر تكوين غاز نبيل (He ، Ne ، Ar ، Kr ، إلخ).

في جدول الفترة القصيرة - ثماني مجموعات ، كل منها مقسمة إلى مجموعتين فرعيتين (رئيسية وثانوية) ، في جدول الفترة الطويلة - ستة عشر مجموعة ، مرقمة بالأرقام الرومانية مع الأحرف A أو B ، على سبيل المثال: IA ، IIIB ، VIA ، VIIB. تتوافق المجموعة IA في جدول الفترة الطويلة مع المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الأولى من جدول الفترة القصيرة ؛ المجموعة السابعة ب - المجموعة الثانوية الثانوية للمجموعة السابعة: البقية - بالمثل.

تتغير خصائص العناصر الكيميائية بشكل طبيعي في مجموعات وفترات.

في فترات (مع زيادة الرقم التسلسلي)

• تزداد الشحنة النووية
• يزداد عدد الإلكترونات الخارجية ،
• نصف قطر الذرات يتناقص ،
• تزداد قوة ارتباط الإلكترونات بالنواة (طاقة التأين) ،
• يزيد الكهربية.
• يتم تحسين خصائص الأكسدة للمواد البسيطة ("اللامعدنية") ،
• تضعف خصائص الاختزال للمواد البسيطة ("الفلزية") ،
• يضعف السمة الأساسية للهيدروكسيدات والأكاسيد المقابلة ،
• تزداد الصفة الحمضية للهيدروكسيدات والأكاسيد المقابلة.

في مجموعات (مع زيادة الرقم التسلسلي)

• تزداد الشحنة النووية
• يزيد نصف قطر الذرات (فقط في المجموعات A) ،
• تتناقص قوة الرابطة بين الإلكترونات والنواة (طاقة التأين ؛ فقط في المجموعات A) ،
• تنخفض الكهربية (فقط في المجموعات A) ،
• يضعف الخواص المؤكسدة للمواد البسيطة ("اللامعدنية" ؛ فقط في المجموعات A) ،
• يتم تحسين خصائص الاختزال للمواد البسيطة ("الفلزية" ؛ فقط في المجموعات A) ،
• تزداد السمة الأساسية للهيدروكسيدات والأكاسيد المقابلة (فقط في المجموعات A) ،
• تضعف الطبيعة الحمضية للهيدروكسيدات والأكاسيد المقابلة (فقط في المجموعات A) ،
• ينخفض ​​استقرار مركبات الهيدروجين (يزيد نشاطها المختزل ؛ فقط في المجموعات A).

المهام والاختبارات حول موضوع "الموضوع 9." بنية الذرة. القانون الدوري والنظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D. I. Mendeleev (PSCE) "."

• القانون الدوري - القانون الدوري وهيكل الذرات من الصف الثامن إلى التاسع
  يجب أن تعرف: قوانين ملء المدارات بالإلكترونات (مبدأ أقل طاقة ، مبدأ باولي ، قاعدة هوند) ، بنية النظام الدوري للعناصر.

  يجب أن تكون قادرًا على: تحديد تكوين الذرة من خلال موضع عنصر في النظام الدوري ، وعلى العكس من ذلك ، العثور على عنصر في النظام الدوري ، ومعرفة تكوينه ؛ تصور مخطط الهيكل والتكوين الإلكتروني للذرة والأيون ، وعلى العكس من ذلك ، تحديد موضع عنصر كيميائي في PSCE من الرسم التخطيطي والتكوين الإلكتروني ؛ وصف العنصر والمواد التي يتكون منها وفقًا لموقعه في PSCE ؛ تحديد التغيرات في نصف قطر الذرات وخصائص العناصر الكيميائية والمواد التي تشكلها خلال فترة واحدة ومجموعة فرعية رئيسية واحدة من النظام الدوري.

  مثال 1تحديد عدد المدارات في المستوى الإلكتروني الثالث. ما هي هذه المدارات؟
  لتحديد عدد المدارات ، نستخدم الصيغة نالمدارات = ن 2 ، أين ن- رقم المستوى. نالمدارات = 3 2 = 9. واحد 3 س- ، ثلاثة 3 ص- وخمسة 3 دمداري.

  مثال 2حدد ذرة العنصر الذي له الصيغة الإلكترونية 1 س 2 2س 2 2ص 6 3س 2 3ص 1 .
  من أجل تحديد العنصر ، تحتاج إلى معرفة الرقم التسلسلي الخاص به ، والذي يساوي العدد الإجمالي للإلكترونات في الذرة. في هذه الحالة: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. هذا هو الألومنيوم.

  بعد التأكد من تعلم كل ما تحتاجه ، انتقل إلى المهام. نتمنى لكم التوفيق.

  
  الأدب الموصى به:
  • O. S. Gabrielyan وآخرون ، الكيمياء ، الصف الحادي عشر. م ، بوستارد ، 2002 ؛
  • جي إي رودزيتس ، إف جي فيلدمان. الكيمياء 11 خلية. م ، التربية والتعليم ، 2001.

النظام الدوري للعناصر الكيميائية. النظام الدوري للكيماويات. جدول el tov الدوري للعناصر الكيميائية ، تصنيف طبيعي للعناصر الكيميائية ، وهو تعبير جدولي عن القانون الدوري. عصري… … قاموس موسوعي مصور

الجدول الدوري للعناصر الكيميائية- تم إنشاؤه بواسطة D. I. Mendeleev ويتكون من موقع x. ه. بترتيب محدد بدقة حسب وزنها الذري ؛ خصائص x. ه. على اتصال وثيق بموقعهم في الصفحات ، والموقع الصحيح في آخر x. ه. جعلت من الممكن ... قاموس الكلمات الأجنبية للغة الروسية

الجدول الدوري للعناصر الكيميائية- نظام طبيعي للعناصر الكيميائية طوره د. آي. مندليف على أساس القانون الدوري الذي اكتشفه (1869). تبدو الصياغة الحديثة لهذا القانون كما يلي: تعتمد خصائص العناصر بشكل دوري على الشحنة ... ... قاموس موسوعي

الجدول الدوري للعناصر الكيميائية- طبيعة سجية. نظام كيمياء. عناصر ، التي وضعها د. آي. مندليف على أساس الدوريات التي اكتشفها (1869). قانون. عصري تبدو صياغة هذا القانون على النحو التالي: خصائص العناصر دورية. اعتمادا على شحنة نواتهم الذرية. الشحنة… …

الجدول الدوري للعناصر الكيميائية- مجموعة مرتبة من العلاج الكيميائي. العناصر وطبيعتها. التصنيف ، وهو تعبير جدولي عن قانون مندليف الدوري. النموذج الأولي للدورية أنظمة كيميائية. العناصر (P. s.) بمثابة تجربة جدول لنظام العناصر بناءً على ... ... موسوعة كيميائية

الجدول الدوري للعناصر الكيميائية- يتم إعطاء الكتل النسبية وفقًا للجدول الدولي لعام 1995 (يشار إلى الدقة لآخر رقم مهم). بالنسبة للعناصر التي لا تحتوي على نويدات مستقرة (باستثناء Th و Pa و U ، الشائعة في قشرة الأرض) ، بين قوسين مربعين ... ... علم الطبيعة. قاموس موسوعي

القانون الدوري للعناصر الكيميائية

الجدول الدوري للعناصر الكيميائية- الجدول الدوري للعناصر الكيميائية (جدول مندليف) هو تصنيف للعناصر الكيميائية التي تحدد اعتماد الخصائص المختلفة للعناصر على شحنة النواة الذرية. النظام هو تعبير رسومي عن القانون الدوري ، ...... ويكيبيديا

النظام الدوري للعناصر الكيميائية- نظام من العناصر الكيميائية طوره العالم الروسي د. آي. مينديليف (1834 1907) على أساس القانون الدوري الذي اكتشفه (1869). تبدو الصياغة الحديثة لهذا القانون على النحو التالي: خصائص العناصر في الدورية ... ... مفاهيم العلوم الطبيعية الحديثة. مسرد للمصطلحات الأساسية

الجدول الدوري للعناصر- النظام الدوري للعناصر ، قانون دوري. لفترة طويلة ، بذلت محاولات لتحديد اعتماد خصائص العناصر على وزنها الذري: أشار دوبرينير (Dobereiner ، 1817) إلى ثلاثيات من العناصر المتشابهة ، بين الأوزان الذرية لـ ... ... موسوعة طبية كبيرة

كتب

• النظام الدوري للعناصر الكيميائية لمندليف. النظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D. I. Mendeleev. طبعة الحائط. (بما في ذلك العناصر الجديدة). مقاس 69 ، 6 × 91 سم المواد: مطلية ... الشراء بـ 339 روبل
• النظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D. I. Mendeleev. جدول الذوبان. النظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D. I. Mendeleev والجداول المرجعية في الكيمياء ... شراء مقابل 44 روبل
• النظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D. I. Mendeleev. ذوبان الأحماض والقواعد والأملاح في الماء. طاولة حائط (على الوجهين ، مغلفة) ،. النظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D. I. Mendeleev. + جدول ذوبان الأحماض والقواعد والأملاح في الماء ...